Влияние кислотности среды на направление окислительно-восстановительного процесса
Из одних и тех же веществ, изменяя рН среды можно получить различные продукты.
Поведение ионов MnO 4 - в растворах:
●В сильнокислых растворах:
MnO4- + 8Н+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O, рН<7, φ = 1,53 В. (1)
●В сильнощелочных растворах:
MnO4- + 1ē = MnO4 2- , рН>7, φ = 0,56 В. (2)
●В нейтральных, слабокислых или слабощелочных растворах (рН 6-8):
MnO4- + 2H2O + 3ē = MnO2↓ + 4ОН-, рН ≥ 7, φ = 0,62 В (3),
MnO4- + 4Н+ + 3ē = MnO2↓ + 2H2O, рН ≤ 7, φ = 1,69 В (4).
Реакций (1) и (4) протекают в кислой среде, но как видно из значений окислительных потенциалов (φ) MnO4- более глубоко восстанавливается по реакции (4). Это возможно в избытке MnO4- за счет реакции конмутации:
2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O = 5MnO2↓ + 4Н+.
| Окислительные свойства KMnO4 (малиновый или фиолетовый растворы) | ||
| в кислой среде | в нейтральной среде | в щелочной среде |
| Н+ (H2SO4) | H2O | ОН- (NaOH) |
| Mn2+ (MnSO4) Обесцвечивание раствора | MnO2↓ Бурый осадок | Манганаты K2MnO4. Зеленый раствор |
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
 Mn2+
|  MnO2↓
|  Mn О42- ОН-
H2O
Н+
| Mn О4- |
| Восстановительные свойства Mn 0 , Mn 2+ , Mn 4+ | ||
| Mn0, Mn2+, Mn4+ + очень сильные окислители→Mn+6 (в щелочной среде) или Mn+7 (в кислой среде) | ||
| Mn0, Mn2+, Mn4+ (оксиды, гидроксиды, соли) | а)KNO3, KClO3 в щелочных расплавах б) Cl2, Br2, H2O2 в щелочных растворах | В щелочных средах образуются манганаты K2MnO4 |
| Mn2+ (оксиды, гидроксиды, соли) | в кислой среде (НNO3 или СН3СООН) с силными окислителями PbO2, KBiO3 | В кислой среде образуются перманганаты KMnO4 или марганцовая кислота НMnO4 |
|
|
|
| Окислительные свойства хроматов и дихроматов Cr2O72-оранжевый + ОН- ↔ 2CrO42- желтый + Н+ В кислой и нейтральной средах устойчивы оранжевые дихроматы, а в щелочной – желтые хроматы | ||
| Дихроматы K2Cr2O7 оранжевого цвета всегда переходят в серо-зеленые растворы Cr3+ | Хроматы K2CrO4 желтого цвета всегда переходят в серо-зеленые растворы Cr3+ или осадки | |
| Кислая среда | Нейтральная среда | Щелочная среда |
| Н+ (H2SO4) | H2O | ОН- (NaOH) |
| Cr3+, Cr2(SO4)3 Серо-зеленый раствор | Cr3+, Cr(ОН)3↓ Серо-зеленый осадок | В растворах: Cr3+, [Cr(ОН)6]3- Серо-зеленый раствор комплекса В расплавах: хромиты CrO2- |
| Восстановительные свойства Cr0, Cr2+, Cr3+ | ||
| Cr0, Cr2+, Cr3+ + очень сильные окислители → Cr+6 (всегда, независимо от среды!) | ||
| Cr, CrО, Cr2О3, Cr(ОН)3, соли Cr2+, Cr3+, гидроксо-комплексы [Cr(ОН)6]3- | а)KNO3, KClO3 в щелочных расплавах б) Cl2, Br2, H2O2 в щелочных растворах | В щелочных средах образуются желтые хроматы CrO42- |
| Cr(ОН)3, соли Cr3+ | в кислой среде (НNO3 или СН3СООН) с силными окислителями PbO2, KBiO3 | В кислых средах образуются дихроматы K2Cr2O7 или дихромовая кислота Н2Cr2O7 |
|
|
|
| Окислительные свойства азотной кислоты | ||||
| Металлы HN О 3 , % | Активные: Li, Cs, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al* | Средней a ктивности: Mn, Zn, Cr*,Fe*, Cd, Co*, Ni, Sn, Pb* | Малоактивные: Bi, Cu, Ru, Hg, Ag, Rh, Pd | Благородные: Ir, Pt, Au |
| более 80% | NO2 | NO2 | NO2 | нет реакции |
| 45-75% | N2O | NO | NO2 | нет реакции |
| 10-40% | N2 | N2O или N2 | NO | нет реакции |
| менее 5% | NH4NO3, NH3 | NH4NO3, NH3 | не реакции | нет реакции |
| * - на холоду пассивируются в очень концентрированных растворах HN О3 | ||||
Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 264; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!